Laboratorio de Química general.

...

- Celda electrolítica, electrodos de Cobre () y Zinc () con puente nitrato de cobre [pic 65][pic 66][pic 67]

“El voltaje obtenido para esta celda, con ayuda del multímetro fue de 0,01 V”

[pic 68]

[pic 69]

[pic 70]

Cátodo (Reducción)

[pic 71]

Ánodo (Oxidación)

El multímetro arroja un voltaje bajo debido a que hay un mínimo intercambio de electrones, a pesar de que la varilla de cobre está en una solución que posee sus iones no está recibiendo electrones de otras semiceldas.

La lámina Zn interacciona con la solución de , lo que se conoce como corrosión, debido a que esta es la que se oxida, siendo evidente un cambio de coloración en la porción de lámina que se encontraba sumergida, esto se debe a que sobre la lámina se forma una capa de cobre. El Zn pierde dos electrones, es decir que se oxida, y los iones cúpricos de la solución reciben los electrones por lo tanto el cobre de la solución se reduce.[pic 72]

Curva de concentración sobre el potencial de la celda

Celda electrolítica, electrodos de cobre () y Zinc () y electrolito de sulfato de Zinc heptahidratado () con puente salino de nitrato de cobre trihidratado (). Sometiéndolo a agitación.[pic 73][pic 74][pic 75][pic 76]

[pic 77]

[pic 78]

[pic 79]

[pic 80]

Para determinar el voltaje teórico de la celda se utilizó la siguiente ecuación, conocida como ecuación de Nernst:

- Volumen 0,5: 0,69 v

[pic 81]

[pic 82]

[pic 83]

[pic 84]

[pic 85]

[pic 86]

- Volumen 1,0: 0,68 v

[pic 87]

[pic 88]

- Volumen 1,5: 0,68 v

[pic 89]

[pic 90]

- Volumen 2,0: 0,67 v

[pic 91]

[pic 92]

- Volumen 2,5: 0,63 v

[pic 93]

[pic 94]

- Volumen 3,0: 0,60 v

[pic 95]

[pic 96]

- Volumen 4,0: 0,40 v

[pic 97]

[pic 98]

- Volumen 5,0: 0,39 v

[pic 99]

[pic 100]

- Volumen 6,0: 0,36 v

[pic 101]

[pic 102]

- Volumen 7,0: 0,33 v

[pic 103]

[pic 104]

- Volumen 8,0: 0,21 v

[pic 105]

[pic 106]

- Volumen 9,0: 0,15 v

[pic 107]

[pic 108]

CUESTIONARIO

- ¿Por qué cuando se cambia el electrodo de Cu por el de Fe, en el paso (i) del procedimiento, el voltímetro continúa marcando voltaje?

- Esto ocurre porque la barra de hierro al igual que la de cobre, se reducen, es decir que ganan electrones que fueron donados por la barra de Zinc, por otro lado las soluciones siguen en contacto con el puente salino lo que indica que se seguirán donando electrones en igual magnitud.

- ¿Por qué a medida que se agrega el amoniaco en pequeñas cantidades disminuye el voltaje que marca el multímetro?

- A medida que vamos adicionando pequeñas cantidades de amoniaco, la reacción se va frenando puesto que ya no hay tantos electrones para intercambiar. La función del amoniaco es evitar la oxidación del Zinc y a mayor cantidad de amoniaco que se agrega, el voltaje empezará disminuir.

CONCLUSIONES

- La solución salina sirve de medio para que los iones migran de un lado a otro y mantienen la neutralidad eléctrica.

- La cantidad de electrones libres en la semirreacción determina el voltaje que producirá la reacción.

- En una reacción de óxido-reducción, siempre existe un agente oxidante y un agente reductor para que se lleve a cabo de manera correcta. En esta práctica, también pudimos observar reacciones de corrosión, en las cuáles depende mucho qué tipo de soluciones se manejen, así como el material y las propiedades de los objetos que se pongan a prueba.

- A medida que la concentración de la solución disminuye con el voltaje o la energía de la celda también ocurre lo mismo, esto se debe a que la concentración es directamente proporcional a la velocidad de reacción. A medida que la concentración disminuye la probabilidad de los choques entre las moléculas es menor y con ello la velocidad de la reacción.

- A pesar de que el electrodo de hierro, no participe en la reacción, este se oxida dentro de la semicelda que lo contiene, debido a la corrosión del metal en la solución. El hierro (Fe) gana electrones, que son liberados por los iones de cobre presentes en la solución.

- Las celdas electroquímicas son dispositivos que producen electricidad por medio de una reacción química, estas celdas las podemos clasificar de acuerdo a las que producen energía eléctrica (celdas galvánicas) y las que consumen energía (celdas electroquímicas)

...